Wir alle begegnen im Alltag hin und wieder Phänomenen, die den Übergang von Stoffen von einem Aggregatzustand in einen anderen begleiten. Und meistens müssen wir solche Phänomene am Beispiel einer der häufigsten chemischen Verbindungen beobachten - dem bekannten und vertrauten Wasser. In dem Artikel erfahren Sie, wie die Umwandlung von flüssigem Wasser in festes Eis abläuft – ein Prozess, der als Wasserkristallisation bezeichnet wird – und welche Merkmale diesen Übergang charakterisieren.
Was ist ein Phasenübergang?
Jeder weiß, dass es in der Natur drei Hauptaggregatzustände (Phasen) der Materie gibt: fest, flüssig und gasförmig. Oft wird ihnen ein vierter Zustand hinzugefügt - Plasma (aufgrund der Merkmale, die es von Gasen unterscheiden). Beim Übergang vom Gas zum Plasma gibt es jedoch keine charakteristische scharfe Grenze, und ihre Eigenschaften werden nicht so sehr bestimmtdie Beziehung zwischen den Teilchen der Materie (Moleküle und Atome), wie viel der Zustand der Atome selbst.
Alle Substanzen, die von einem Zustand in einen anderen übergehen, ändern unter normalen Bedingungen abrupt ihre Eigenschaften (mit Ausnahme einiger überkritischer Zustände, aber wir werden sie hier nicht berühren). Eine solche Transformation ist ein Phasenübergang oder besser gesagt eine seiner Varianten. Es tritt bei einer bestimmten Kombination von physikalischen Parametern (Temperatur und Druck) auf, die als Phasenübergangspunkt bezeichnet wird.
Die Umwandlung von Flüssigkeit in Gas ist Verdampfung, das umgekehrte Phänomen ist Kondensation. Der Übergang eines Stoffes von einem festen in einen flüssigen Zustand ist Schmelzen, aber wenn der Prozess in die entgegengesetzte Richtung geht, dann spricht man von Kristallisation. Ein fester Körper kann sofort in ein Gas übergehen und umgekehrt - in diesen Fällen spricht man von Sublimation und Desublimation.
Während der Kristallisation verwandelt sich Wasser in Eis und zeigt deutlich, wie sehr sich seine physikalischen Eigenschaften ändern. Lassen Sie uns auf einige wichtige Details dieses Phänomens eingehen.
Das Konzept der Kristallisation
Wenn sich eine Flüssigkeit beim Abkühlen verfestigt, ändert sich die Art der Wechselwirkung und Anordnung der Teilchen der Substanz. Die kinetische Energie der zufälligen thermischen Bewegung seiner konstituierenden Partikel nimmt ab und sie beginnen, stabile Bindungen miteinander zu bilden. Wenn sich Moleküle (oder Atome) regelmäßig und geordnet durch diese Bindungen reihen, entsteht die Kristallstruktur eines Festkörpers.
Die Kristallisation erfasst nicht gleichzeitig das gesamte Volumen der abgekühlten Flüssigkeit, sondern beginnt mit der Bildung kleiner Kristalle. Dies sind die sogenannten Kristallisationszentren. Sie wachsen schrittweise in Schichten, indem sie immer mehr Moleküle oder Materieatome entlang der wachsenden Schicht hinzufügen.
Kristallisationsbedingungen
Kristallisation erfordert das Abkühlen der Flüssigkeit auf eine bestimmte Temperatur (dies ist auch der Schmelzpunkt). Somit beträgt die Kristallisationstemperatur von Wasser unter Normalbedingungen 0 °C.
Für jede Substanz ist die Kristallisation durch die Menge an latenter Wärme gekennzeichnet. Das ist die dabei freigesetzte Energiemenge (bzw. im umgekehrten Fall die aufgenommene Energie). Die spezifische Kristallisationswärme von Wasser ist die latente Wärme, die ein Kilogramm Wasser bei 0 °C freisetzt. Sie ist von allen wassernahen Stoffen eine der höchsten und liegt bei etwa 330 kJ/kg. Ein so großer Wert ist auf die strukturellen Merkmale zurückzuführen, die die Parameter der Wasserkristallisation bestimmen. Wir werden die folgende Formel zur Berechnung der latenten Wärme verwenden, nachdem wir diese Merkmale berücksichtigt haben.
Um die latente Wärme zu kompensieren, ist es notwendig, die Flüssigkeit zu unterkühlen, um das Kristallwachstum zu starten. Der Grad der Unterkühlung hat einen signifikanten Einfluss auf die Anzahl der Kristallisationszentren und auf deren Wachstumsgeschwindigkeit. Während des Prozesses ändert sich durch weiteres Abkühlen die Temperatur des Stoffes nicht.
Wassermolekül
Um besser zu verstehen, wie Wasser kristallisiert, müssen Sie wissen, wie das Molekül dieser chemischen Verbindung angeordnet ist, denndie Struktur eines Moleküls bestimmt die Eigenschaften der Bindungen, die es eingeht.
Ein Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatome sind in einem Wassermolekül vereint. Sie bilden ein stumpfes gleichschenkliges Dreieck, in dem sich das Sauerstoffatom in der Spitze eines stumpfen Winkels von 104,45° befindet. In diesem Fall zieht Sauerstoff die Elektronenwolken stark in seine Richtung, sodass das Molekül ein elektrischer Dipol ist. Die darin enth altenen Ladungen verteilen sich auf die Eckpunkte einer gedachten tetraedrischen Pyramide – eines Tetraeders mit Innenwinkeln von etwa 109°. Dadurch kann das Molekül vier Wasserstoff-(Protonen-)Bindungen bilden, was natürlich die Eigenschaften von Wasser beeinflusst.
Strukturmerkmale von flüssigem Wasser und Eis
Die Fähigkeit eines Wassermoleküls, Protonenbindungen zu bilden, manifestiert sich sowohl im flüssigen als auch im festen Zustand. Wenn Wasser flüssig ist, sind diese Bindungen recht instabil, werden leicht zerstört, aber auch ständig neu gebildet. Aufgrund ihrer Anwesenheit sind Wassermoleküle stärker aneinander gebunden als Partikel anderer Flüssigkeiten. Sie verbinden sich und bilden besondere Strukturen - Cluster. Aus diesem Grund werden die Phasenpunkte von Wasser zu höheren Temperaturen verschoben, da die Zerstörung solcher zusätzlicher Assoziate ebenfalls Energie erfordert. Darüber hinaus ist die Energie ziemlich signifikant: Wenn es keine Wasserstoffbrückenbindungen und Cluster gäbe, wäre die Kristallisationstemperatur von Wasser (sowie sein Schmelzen) –100 °C und die Siedetemperatur +80 °C.
Die Struktur von Clustern ist identisch mit der Struktur von kristallinem Eis. Wassermoleküle verbinden sich jeweils mit vier Nachbarn und bilden eine durchbrochene Kristallstruktur mit einer Basis in Form eines Sechsecks. Im Gegensatz zu flüssigem Wasser, wo Mikrokristalle – Cluster – aufgrund der thermischen Bewegung von Molekülen instabil und beweglich sind, ordnen sie sich bei der Eisbildung stabil und regelmäßig neu an. Wasserstoffbrückenbindungen fixieren die gegenseitige Anordnung der Kristallgitterplätze, wodurch der Abstand zwischen den Molekülen etwas größer wird als in der flüssigen Phase. Dieser Umstand erklärt den Dichtesprung des Wassers bei seiner Kristallisation - die Dichte sinkt von knapp 1 g/cm3 auf etwa 0,92 g/cm3.
Über latente Wärme
Merkmale der Molekularstruktur von Wasser spiegeln sich sehr ernsthaft in seinen Eigenschaften wider. Dies zeigt sich insbesondere an der hohen spezifischen Kristallisationswärme von Wasser. Es ist genau auf das Vorhandensein von Protonenbindungen zurückzuführen, die Wasser von anderen Verbindungen unterscheiden, die Molekülkristalle bilden. Es wurde festgestellt, dass die Wasserstoffbindungsenergie in Wasser etwa 20 kJ pro Mol beträgt, dh für 18 g. Ein erheblicher Teil dieser Bindungen wird beim Gefrieren des Wassers „massenhaft“hergestellt - hier entsteht eine so große Energierückgabe kommt von.
Lassen Sie uns eine einfache Rechnung aufstellen. Lassen Sie bei der Kristallisation von Wasser 1650 kJ Energie frei werden. Das ist viel: Äquivalente Energie kann beispielsweise aus der Explosion von sechs F-1-Zitronengranaten gewonnen werden. Lassen Sie uns die Masse des kristallisierten Wassers berechnen. Formel für die Menge an latenter Wärme Q, Masse m und spezifische Kristallisationswärmeλ ist ganz einfach: Q=– λm. Das Minuszeichen bedeutet einfach, dass Wärme vom physikalischen System abgegeben wird. Durch Einsetzen der bekannten Werte erh alten wir: m=1650/330=5 (kg). Nur 5 Liter werden benötigt, um bei der Kristallisation von Wasser bis zu 1650 kJ Energie freizusetzen! Natürlich wird die Energie nicht sofort abgegeben – der Vorgang dauert ausreichend lange und die Wärme wird abgeführt.
Zum Beispiel sind sich viele Vögel dieser Eigenschaft des Wassers bewusst und nutzen es, um sich in der Nähe des eisk alten Wassers von Seen und Flüssen zu sonnen, an solchen Orten ist die Lufttemperatur um mehrere Grad höher.
Kristallisation von Lösungen
Wasser ist ein wunderbares Lösungsmittel. Darin gelöste Stoffe verschieben den Kristallisationspunkt in der Regel nach unten. Je höher die Konzentration der Lösung ist, desto niedriger wird die Temperatur einfrieren. Ein markantes Beispiel ist Meerwasser, in dem viele verschiedene Salze gelöst sind. Ihre Konzentration im Meerwasser beträgt 35 ppm, und solches Wasser kristallisiert bei -1,9 °C. Der Salzgeh alt des Wassers in verschiedenen Meeren ist sehr unterschiedlich, daher ist der Gefrierpunkt unterschiedlich. So hat das Ostseewasser einen Salzgeh alt von nicht mehr als 8 ppm und seine Kristallisationstemperatur liegt nahe bei 0 °C. Auch mineralisiertes Grundwasser gefriert bei Minusgraden. Dabei ist zu bedenken, dass wir immer nur von Wasserkristallisation sprechen: Meereis ist fast immer frisch, im Extremfall leicht salzig.
Wässrige Lösungen verschiedener Alkohole unterscheiden sich auch in reduziertGefrierpunkt, und ihre Kristallisation verläuft nicht schlagartig, sondern in einem bestimmten Temperaturbereich. Beispielsweise beginnt 40 %iger Alkohol bei -22,5 °C zu gefrieren und kristallisiert schließlich bei -29,5 °C aus.
Aber eine Lösung eines solchen Alkalis wie Ätznatron NaOH oder Ätznatron ist eine interessante Ausnahme: Sie zeichnet sich durch eine erhöhte Kristallisationstemperatur aus.
Wie gefriert reines Wasser?
In destilliertem Wasser wird die Clusterstruktur aufgrund der Verdunstung während der Destillation aufgebrochen, und die Anzahl der Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen dieses Wassers ist sehr gering. Außerdem enthält ein solches Wasser keine Verunreinigungen wie schwebende mikroskopische Staubpartikel, Blasen usw., die zusätzliche Zentren der Kristallbildung sind. Aus diesem Grund wird der Kristallisationspunkt von destilliertem Wasser auf -42 °C abgesenkt.
Destilliertes Wasser kann sogar bis auf -70 °C unterkühlt werden. In diesem Zustand kann unterkühltes Wasser bei der geringsten Erschütterung oder dem Eindringen einer unbedeutenden Verunreinigung fast sofort über das gesamte Volumen kristallisieren.
Paradoxes heißes Wasser
Eine erstaunliche Tatsache - heißes Wasser geht schneller in einen kristallinen Zustand über als k altes Wasser - wurde zu Ehren des tansanischen Schuljungen, der dieses Paradoxon entdeckte, "Mpemba-Effekt" genannt. Genauer gesagt wussten sie schon in der Antike davon, aber da sie keine Erklärung fanden, hörten Naturphilosophen und Naturwissenschaftler schließlich auf, sich um das mysteriöse Phänomen zu kümmern.
1963 war Erasto Mpemba davon überraschtWarme Eiscreme-Mischung wird schneller fest als k alte Eiscreme-Mischung. Und 1969 wurde ein faszinierendes Phänomen bereits in einem physikalischen Experiment bestätigt (übrigens unter Beteiligung von Mpemba selbst). Der Effekt erklärt sich aus einer ganzen Reihe von Gründen:
- weitere Kristallisationszentren wie Luftblasen;
- hohe Wärmeableitung von Warmwasser;
- hohe Verdunstungsrate, was zu einer Verringerung des Flüssigkeitsvolumens führt.
Druck als Kristallisationsfaktor
Der Zusammenhang zwischen Druck und Temperatur als Schlüsselgrößen, die den Prozess der Wasserkristallisation beeinflussen, spiegelt sich deutlich im Phasendiagramm wider. Daraus ist ersichtlich, dass mit zunehmendem Druck die Temperatur des Phasenübergangs von Wasser vom flüssigen in den festen Zustand extrem langsam abnimmt. Umgekehrt gilt natürlich auch: Je geringer der Druck, desto höher die für die Eisbildung erforderliche Temperatur und desto langsamer wächst es. Um Bedingungen zu erreichen, unter denen Wasser (nicht destilliert!) bei der tiefstmöglichen Temperatur von -22 °C zu gewöhnlichem Eis Ih kristallisieren kann, muss der Druck auf 2085 Atmosphären erhöht werden.
Die maximale Kristallisationstemperatur entspricht der folgenden Kombination von Bedingungen, die Tripelpunkt von Wasser genannt werden: 0,006 Atmosphären und 0,01 °C. Bei solchen Parametern fallen die Kristallisations-Schmelz- und Kondensations-Siedepunkte zusammen, und alle drei Aggregatzustände von Wasser koexistieren im Gleichgewicht (in Abwesenheit anderer Substanzen).
Viele Arten von Eis
Derzeit sind etwa 20 Modifikationen bekanntfester Zustand von Wasser - von amorph bis Eis XVII. Alle außer gewöhnlichem Ih-Eis erfordern für die Erde exotische Kristallisationsbedingungen, und nicht alle sind stabil. Nur Eis Ic kommt sehr selten in den oberen Schichten der Erdatmosphäre vor, aber seine Entstehung ist nicht mit dem Gefrieren von Wasser verbunden, da es bei extrem niedrigen Temperaturen aus Wasserdampf entsteht. Eis XI wurde in der Antarktis gefunden, aber diese Modifikation ist ein Derivat von gewöhnlichem Eis.
Durch Kristallisation von Wasser bei extrem hohen Drücken ist es möglich, solche Eismodifikationen wie III, V, VI und bei gleichzeitiger Temperaturerhöhung - Eis VII - zu erh alten. Einige von ihnen können wahrscheinlich unter für unseren Planeten ungewöhnlichen Bedingungen auf anderen Körpern des Sonnensystems entstehen: auf Uranus, Neptun oder großen Trabanten der Riesenplaneten. Man muss davon ausgehen, dass zukünftige Experimente und theoretische Untersuchungen der noch wenig untersuchten Eigenschaften dieser Eise sowie der Merkmale ihrer Kristallisationsprozesse diese Frage klären und viele weitere neue Dinge eröffnen werden.
